El carbono en sus formas elementales (carbón vegetal, hollín, diamante, grafito) es conocido desde la prehistoria. Los humanos usaban el carbón vegetal como combustible y para crear pigmentos en pinturas rupestres hace más de 30,000 años. Los diamantes eran apreciados como gemas preciosas desde la antigüedad. Sin embargo, no fue hasta 1772 que Antoine Lavoisier (1743-1794) demostró que el diamante es una forma de carbono puro al quemarlo y observar que solo se producía dióxido de carbono. En 1779, el químico sueco Carl Wilhelm Scheele (1742-1786) mostró que el grafito también era carbono puro. El nombre carbono deriva del latín carbo que significa "carbón". En 1985, se descubrió una nueva forma alotrópica del carbono: los fulerenos (C₆₀), seguidos por los nanotubos de carbono en 1991 y el grafeno en 2004, revolucionando la ciencia de los materiales.
El carbono (símbolo C, número atómico 6) es un no metal del grupo 14 de la tabla periódica, compuesto por seis protones, generalmente seis neutrones (para el isótopo más común) y seis electrones. Los isótopos estables son el carbono-12 \(\,^{12}\mathrm{C}\) (≈ 98.93%) y el carbono-13 \(\,^{13}\mathrm{C}\) (≈ 1.07%). El carbono-14 \(\,^{14}\mathrm{C}\) es radiactivo con una vida media de 5,730 años, utilizado para la datación arqueológica.
El carbono presenta varias formas alotrópicas con propiedades radicalmente diferentes. El diamante es transparente, extremadamente duro (10 en la escala de Mohs), aislante eléctrico, con una estructura tetraédrica donde cada átomo está unido a otros cuatro (hibridación sp³). El grafito es opaco, negro, blando, conductor eléctrico, con una estructura en capas planas donde cada átomo está unido a otros tres (hibridación sp²). Otras formas incluyen los fulerenos (estructuras esféricas o elipsoidales), los nanotubos de carbono (láminas de grafeno enrolladas) y el grafeno (una sola capa atómica de grafito). El carbono amorfo existe en formas como el carbón vegetal, el negro de humo y el hollín.
Densidad: grafito ≈ 2.26 g/cm³, diamante ≈ 3.51 g/cm³. Punto de fusión (grafito, bajo presión): ≈ 3823 K (3550 °C). Punto de sublimación (grafito, presión atmosférica): ≈ 3915 K (3642 °C).
| Isótopo / Notación | Protones (Z) | Neutrones (N) | Masa atómica (u) | Abundancia natural | Vida media / Estabilidad | Decaimiento / Observaciones |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Carbono-11 — \(\,^{11}\mathrm{C}\,\) | 6 | 5 | 11.011433 u | No natural | 20.334 minutos | Radiactivo β\(^+\) dando \(\,^{11}\mathrm{B}\); usado en tomografía por emisión de positrones (TEP). |
| Carbono-12 — \(\,^{12}\mathrm{C}\,\) | 6 | 6 | 12.000000 u (por definición) | ≈ 98.93 % | Estable | Isótopo de referencia para la escala de masas atómicas; base de toda la química orgánica. |
| Carbono-13 — \(\,^{13}\mathrm{C}\,\) | 6 | 7 | 13.003355 u | ≈ 1.07 % | Estable | Utilizado en espectroscopia RMN de carbono-13 y como trazador en bioquímica y geoquímica. |
| Carbono-14 — \(\,^{14}\mathrm{C}\,\) | 6 | 8 | 14.003241 u | Trazas (cosmogénico) | 5,730 años | Radiactivo β\(^-\) dando \(\,^{14}\mathrm{N}\); producido por rayos cósmicos; usado para datación por carbono-14. |
| Carbono-15 — \(\,^{15}\mathrm{C}\,\) | 6 | 9 | 15.010599 u | No natural | 2.449 s | Radiactivo β\(^-\); producido artificialmente en aceleradores de partículas. |
| Otros isótopos — \(\,^{8}\mathrm{C}-\,^{10}\mathrm{C},\,^{16}\mathrm{C}-\,^{22}\mathrm{C}\) | 6 | 2-4, 10-16 | — (resonancias) | No naturales | \(10^{-21}\) — 0.747 s | Estados inestables observados en física nuclear; algunos tienen estructuras de halo de neutrones. |
N.B. :
Capas electrónicas: Cómo se organizan los electrones alrededor del núcleo.
El carbono tiene 6 electrones distribuidos en dos capas electrónicas. Su configuración electrónica completa es: 1s² 2s² 2p², o simplificada: [He] 2s² 2p². Esta configuración también puede escribirse como: K(2) L(4).
Capa K (n=1): Contiene 2 electrones en el subnivel 1s. Esta capa interna está completa y es muy estable.
Capa L (n=2): Contiene 4 electrones distribuidos como 2s² 2p². Los orbitales 2s están completos, mientras que los orbitales 2p contienen solo 2 electrones de los 6 posibles. Por lo tanto, faltan 4 electrones para alcanzar la configuración estable del neón con 8 electrones (octeto).
Los 4 electrones de la capa externa (2s² 2p²) son los electrones de valencia del carbono. Esta configuración explica sus propiedades químicas:
Al ganar 4 electrones, el carbono forma teóricamente el ion C⁴⁻ (estado de oxidación -4), un estado muy raro observado solo en ciertos carburos metálicos como Al₄C₃, adoptando la configuración estable del neón [Ne].
Al perder 4 electrones, el carbono formaría el ion C⁴⁺ (estado de oxidación +4), otro estado iónico raro pero observado en el dióxido de carbono CO₂ en forma covalente.
El carbono puede presentar estados de oxidación intermedios: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 y +4, con preferencia por los enlaces covalentes en lugar de los iónicos.
El estado de oxidación 0 corresponde al carbono elemental, que existe en varias formas alotrópicas: diamante, grafito, grafeno, fullerenos y nanotubos de carbono.
La configuración electrónica del carbono, con 4 electrones en su capa de valencia, lo ubica en el grupo 14 de la tabla periódica y le confiere una posición única en la química. Esta estructura le otorga propiedades excepcionales: la capacidad de formar cuatro enlaces covalentes estables compartiendo sus electrones de valencia, la aptitud para formar enlaces simples, dobles o triples consigo mismo y con otros elementos, y la posibilidad de crear cadenas lineales, ramificadas o cíclicas de longitud virtualmente ilimitada (catenación). El carbono rara vez forma iones porque las energías necesarias para ganar o perder 4 electrones son demasiado altas. Por lo tanto, favorece los enlaces covalentes donde los electrones se comparten. Esta capacidad única para formar estructuras moleculares complejas y variadas hace del carbono el elemento fundamental de la química orgánica y de la vida.
La importancia del carbono es absolutamente fundamental: es el elemento básico de toda la química orgánica y de la vida en la Tierra. Todos los organismos vivos están construidos alrededor de moléculas basadas en carbono (carbohidratos, lípidos, proteínas, ácidos nucleicos). El carbono forma más compuestos que todos los demás elementos combinados, con millones de moléculas orgánicas diferentes conocidas. Sus formas alotrópicas tienen propiedades notables: el diamante es el material natural más duro, el grafito es un excelente conductor y lubricante, y el grafeno posee propiedades electrónicas excepcionales. El ciclo del carbono regula el clima terrestre a través del CO₂ atmosférico. Industrialmente, el carbono se utiliza en forma de carbón, coque, negro de humo, fibras de carbono y en innumerables aplicaciones que van desde combustibles hasta materiales de alta tecnología.
El carbono tiene cuatro electrones de valencia, lo que le permite formar cuatro enlaces covalentes estables. Esta tetravalencia y la capacidad del carbono para formar enlaces simples, dobles y triples consigo mismo y con otros elementos (notablemente hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, azufre, fósforo) son la base de la extraordinaria diversidad de la química orgánica. El carbono puede formar cadenas lineales, ramificadas, cíclicas y estructuras tridimensionales complejas, creando millones de compuestos orgánicos diferentes.
El carbono elemental es relativamente inerte a temperatura ambiente, pero reacciona con el oxígeno a altas temperaturas para formar dióxido de carbono (CO₂) o monóxido de carbono (CO) según las condiciones. Reacciona con metales para formar carburos, con hidrógeno para producir hidrocarburos, y con halógenos para dar tetrahaluros de carbono. El carbono puede existir en varios estados de hibridación (sp, sp², sp³), determinando la geometría y propiedades de sus compuestos.
El carbono es el elemento central de la bioquímica. Todos los organismos vivos conocidos están basados en moléculas orgánicas que contienen carbono: carbohidratos, lípidos, proteínas, ácidos nucleicos. La capacidad única del carbono para formar macromoléculas estables y complejas lo convierte en el elemento fundamental de la vida tal como la conocemos.
El carbono es el cuarto elemento más abundante en el universo observable (después del hidrógeno, helio y oxígeno) y desempeña un papel absolutamente central en la evolución estelar y galáctica. A diferencia del hidrógeno y el helio, que provienen del Big Bang, el carbono se produce enteramente por nucleosíntesis estelar en los núcleos de estrellas masivas.
La formación de carbono en las estrellas ocurre a través del proceso triple-alfa: tres núcleos de helio-4 se fusionan para formar carbono-12 a temperaturas superiores a 100 millones de kelvin. Esta reacción es posible gracias a la existencia de un estado excitado particular del carbono-12 (estado de Hoyle, predicho en 1953 por Fred Hoyle), que permite superar la "brecha del berilio-8". Sin esta notable coincidencia cuántica, el carbono no podría formarse eficientemente, y la vida basada en el carbono probablemente no existiría. Esta observación fue uno de los primeros argumentos del principio antrópico en cosmología.
En estrellas masivas evolucionadas, el carbono sirve como combustible para reacciones de fusión posteriores (quema de carbono) a temperaturas de aproximadamente 600 millones de kelvin, produciendo neón, sodio y magnesio. El carbono también es un catalizador esencial en el ciclo CNO (carbono-nitrógeno-oxígeno), un proceso de fusión de hidrógeno en helio que domina en estrellas más masivas que el Sol.
Las estrellas al final de sus vidas enriquecen el medio interestelar con carbono a través de vientos estelares y explosiones de supernovas. Las estrellas AGB (rama asintótica de las gigantes) son particularmente efectivas para producir y dispersar carbono, creando estrellas de carbono donde el carbono es más abundante que el oxígeno en la atmósfera estelar. Este carbono estelar forma polvo de carbono en el medio interestelar, que desempeña un papel crucial en la formación de nuevas estrellas y planetas.
En el medio interestelar, el carbono existe en varias formas: atómico (C, C⁺), molecular (CO, C₂, cadenas de carbono), como granos de grafito y hidrocarburos aromáticos policíclicos (HAP). El monóxido de carbono (CO) es el segundo compuesto molecular más abundante después del H₂ y sirve como trazador principal para mapear las nubes moleculares frías donde se forman las estrellas.
La proporción isotópica ¹²C/¹³C en estrellas y objetos planetarios proporciona información valiosa sobre los procesos de nucleosíntesis, mezcla estelar y evolución química galáctica. Las variaciones en esta proporción observadas en meteoritos primitivos y polvo interestelar revelan la diversidad de fuentes estelares que contribuyeron a la formación de nuestro sistema solar.
N.B.:
El ciclo cósmico del carbono ilustra la interconexión profunda entre las estrellas, el medio interestelar y la formación planetaria. El carbono formado en las estrellas se dispersa en el espacio, se incorpora en nubes moleculares, participa en la formación de nuevas generaciones de estrellas y sistemas planetarios, y finalmente permite la aparición de la vida en planetas como la Tierra. En nuestro planeta, el carbono circula entre la atmósfera (CO₂), los océanos (carbonatos disueltos), la biosfera (materia orgánica viva) y la litosfera (rocas carbonatadas, combustibles fósiles) en un ciclo geoquímico complejo. La humanidad está perturbando actualmente este ciclo al liberar masivamente carbono fósil en la atmósfera, causando un calentamiento global del clima. Comprender el ciclo del carbono en todas las escalas, desde la cósmica hasta la planetaria, es por lo tanto esencial no solo para la ciencia fundamental, sino también para el futuro de nuestra civilización.
